40. Сера

Се́ра — эл-т 6-й группы третьего с атомным номером 16. Проявл. неметаллические св-ва.

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

S + O₂ = SO₂

Восстановит. св-ва серы проявл. в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной t сера реагирует только со фтором: S + 3F₂ = SF₆

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование 2 низших хлоридов:

2S + Cl₂ = S₂Cl₂ S + Cl₂ = SCl₂

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди кот. — высший сульфид P₂S₅: 5S + 2P = P₂S₅

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

S + H₂ = H₂S (сероводород) C + 2S = CS₂ (сероуглерод)

При нагрев. сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды: 2Na + S = Na₂S Ca + S = CaS 2Al + 3S = Al₂S₃ Fe + S = FeS.

Р-ры сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Na₂S + S = Na₂S₂

Из сложн. в-в следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в кот. сера диспропорционирует аналогично хлору:

3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании: S + 6HNO_3(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO_4(конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂O.

Физические свойства.

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиб.стабильны циклич. м-лы S₈, образующие ромбическую и моноклинную серу. Кроме того, возможны м-лы с замкнутыми цепями и открытыми цепями.

Формулу серы чаще всего записывают просто S, т.к. она, хотя и имеет молекулярную структуру, явл. смесью прост. в-в с разными м-лами. В воде сера нерастворима, некот. её модификации растворяются в органич. растворителях, напр. сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %).

Оксиды и их гидратные формулы.

Оксид серы (IV) (диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид) — SO₂. В НУ представляет собой бесцветный газ с резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной t. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой к-ты. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO₂ — один из основн. компонентов вулканических газов.

Оксид серы (VI) (серный ангидрид, треокись серы, серный газ) SO₃ — высший оксид серы, тип хим. связи: ковалентн. полярн. хим. связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

Гидратные формулы.

В водн. р-рах H₂SO₄ – сильная двухосновная к-та. В ра-рах, кроме иона ОН₃, обнаружены ионы О₂Н₅, О₃Н₇, в полть до О₁₀Н₂₁. При охлаждении разбавленной к-ты выделяются кристаллогидраты .

Сероводород.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газсзапахомтухлых яиц и сладковатым вкусом H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы.

Химические свойства.

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала. В воде сероводород мало растворим, водный р-р H₂S явл- очень слабой кислотой: H₂S → HS⁻ + H⁺

Реагирует с основаниями:H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (обычная соль, при избытке NaOH)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими др. окислителями, при его окислении в р-рах образ-ся свободн. сера или SO₄²⁻, напр.: 3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + 3S

Сульфиды

Соли сероводородной к-ты - сульфиды. В воде хорошо р-римы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практич. не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в р-ры солей металлов р-ра сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Многие природные сульфиды в виде минералов явл. ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).

Серная к-та.

Серная к-та H₂SO₄ — сильная двухосновная к-та, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO₃. Если молярн. отношение SO₃:H₂O < 1, то это водн. р-р серн. к-ты, если > 1, — р-р SO₃ в серной к-те (олеум).

Серная к-та — довольно сильн. окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов,углерод до CO₂, S — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная к-та восстанавливается до SO₂, а наиб. сильными восстановителями — до S и H₂S. Концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохим. ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислит. св-ва для разбавленной H₂SO₄ нехарактерны. Серная к-та образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ к-ты.

В промышленности применяют 2 метода окисления SO₂ в производстве серной к-ты: контактный — с использованием твердых катализаторов (контактов), и нитрозный — с оксидами азота.

Серную кислоту применяют:

• в производстве минеральных удобрений;

• как электролит в свинцовых аккумуляторах;

• для получения различных минеральных кислот и солей;

• в производстве хим. волокон, красителей, дымообразующих в-в и взрывчатых в-в;

• в нефтян., металлообрабатывающей, текстильн. и др. отраслях промышленности;

• в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);

• в промышленном органическом синтезе в реакциях:

  • дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);

  • гидратации (этанол из этилена);

  • сульфирования (синтетич. моющие ср-ва и промежуточные продукты в производстве красителей);

  • алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.

  • Для восстановления смол в фильтрах на производстве дисцилированной воды.

Билет №41 хром

Хром — эл-т побочной подгруппы 6 группы 4 периода периодич. системы хим. эл-тов, с атомным номером 24. Твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Cr₂O₃ – оксид хрома (3)

Cr(OH)₃ – гидрооксид хрома

Растворимость хроматов прим. соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO₄выпадает при добавлении солей бария как к р-рам хроматов, так и к р-рам дихроматов: Ba2+ + CrO42− → BaCrO4↓ Ba2+ + Cr2O72− + H2O → BaCrO4↓ + 2H+

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, напр.:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O.

При осторожном разложении оксида хрома(VI) CrO3 в гидротермальных условиях получают оксид хрома(IV) CrO₂, кот. явл. ферромагнетиком и обладает металлич. проводимостью.

Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ существует только в парах.

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Использ. в кач-ве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.